Presión parcial

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La presión parcial ( del lat. Partialis “parcial” de pars “parte”) es la presión que tendría un gas que forma parte de una mezcla gaseosa si ocupase por sí solo un volumen igual al volumen de la mezcla a la misma temperatura [1] [2] [ 3] . La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de sus componentes.

En química , la presión parcial de un gas en una mezcla de gases se define como arriba. La presión parcial de un gas disuelto en un líquido es la presión parcial del gas que se formaría en la fase gaseosa en equilibrio con el líquido a la misma temperatura. La presión parcial de un gas se mide como la actividad termodinámica de las moléculas del gas . Los gases fluirán siempre desde un área de alta presión parcial hacia un área de menor presión; y cuanto mayor sea la diferencia, más rápida será la transmisión. Los gases se disuelven, difunden y reaccionan de acuerdo con su presión parcial y no dependen necesariamente de la concentración en la mezcla de gases.

Leyes de presión parcial de Dalton

Para un gas ideal, la presión parcial en una mezcla es igual a la presión que ejercería si ocupara el mismo volumen que toda la mezcla de gases a la misma temperatura. La razón de esto es que, por definición, no existen fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas de un gas ideal, sus colisiones entre sí y con las paredes del recipiente son absolutamente elásticas y el tiempo de interacción entre las moléculas es despreciable. en comparación con el tiempo promedio entre colisiones. En la medida en que las condiciones de una mezcla de gases de la vida real se acerquen a este ideal, la presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla, como formula la ley de Dalton [4] . Por ejemplo, dada una mezcla de gases ideales de nitrógeno (N 2 ), hidrógeno (H 2 ) y amoníaco (NH 3 ):

P=P_{{{{\mathrm {N}}}_{2}}}+P_{{{{\mathrm {H}}}_{2}}}+P_{{{{\mathrm {NH} }}_{3}}}

, dónde:

$PAGS$ = presión total en la mezcla de gases

$P_{{{{\matemáticas {N}}}_{2}}}$ = presión parcial de nitrógeno (N 2 )

$P_{{{{\matemáticas {H}}}_{2}}}$ = presión parcial de hidrógeno (H 2 )

$P_{{{{\matemáticas {NH}}}_{3}}}$ = presión parcial de amoníaco (NH 3 )

Mezclas de gases ideales

La fracción molar de los componentes individuales del gas en una mezcla de gases ideales se puede expresar en términos de presiones parciales de los componentes o moles de los componentes:

x_{{{\mathrm {i}}}}={\frac {P_{({\mathrm {i}}}}}{P}}={\frac {n_{({\mathrm {i}}} }}{norte}}

y la presión parcial de los componentes individuales de los gases en un gas ideal se puede obtener usando la siguiente expresión:

P_{{{\mathrm {i}}}}=x_{{{\mathrm {i}}}}\cdot P

, dónde:

$x_{{{\matemáticas {i}}}}$ = fracción molar de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases

$P_{{{\matemáticas {i}}}}$ = presión parcial de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases

$n_{{{\matemáticas {i}}}}$ = moles de cualquier componente de gas individual en una mezcla de gases

$norte$ = número total de moles de mezcla de gases

$PAGS$ = presión total en la mezcla de gases

La fracción molar de un componente individual en la mezcla de gases es igual a la fracción volumétrica de este componente en la mezcla de gases [5] .

Véase también

Vapor
Gas , gas ideal y ecuación de estado del gas ideal
fracción molar y mol
leyes de dalton
porcentaje de volumen
la ley de henry

Notas

↑ Presión parcial. Artículo en la enciclopedia física. . Consultado el 6 de julio de 2012. Archivado desde el original el 5 de julio de 2012. (indefinido)
↑ Charles Henrickson. Química (neopr.) . — Notas de los acantilados, 2005. — ISBN 0-764-57419-1 .
↑ Presión parcial. Gran enciclopedia soviética. . www.booksite.ru _ Consultado el 11 de enero de 2021. Archivado desde el original el 13 de enero de 2021. (Ruso)
↑ Ley de presiones parciales de Dalton (enlace inaccesible) . Fecha de acceso: 29 de enero de 2010. Archivado desde el original el 22 de diciembre de 2008. (indefinido)
↑ Notas de clase de ingeniería química de la Universidad de Pittsburgh (enlace no disponible) . Fecha de acceso: 29 de enero de 2010. Archivado desde el original el 23 de abril de 2009. (indefinido)

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